Elettroliti forti e deboli, differenze, esempi



il elettroliti sono sostanze che producono una soluzione elettricamente conduttiva quando disciolte in un solvente polare, come l'acqua. L'elettrolito disciolto viene separato in cationi e anioni, che vengono dispersi in detta soluzione. Se alla soluzione viene applicato un potenziale elettrico, i cationi aderiscono all'elettrodo che ha un'abbondanza di elettroni.

Al contrario, gli anioni nella soluzione si legheranno all'elettrodo carente elettricamente. Una sostanza che si dissocia in ioni acquisisce la capacità di condurre elettricità. La maggior parte dei sali, acidi e basi solubili rappresentano elettroliti.

Alcuni gas, come l'acido cloridrico, possono agire come elettroliti a determinate condizioni di temperatura e pressione. Sodio, potassio, cloruro, calcio, magnesio e fosfato sono buoni esempi di elettroliti.

indice

  • 1 Cosa sono gli elettroliti forti e deboli?
  • 2 differenze
  • 3 metodi per identificare gli elettroliti
  • 4 Esempi di elettroliti forti e deboli
    • 4.1 elettroliti forti
    • 4.2 Elettroliti deboli
  • 5 riferimenti

Cosa sono gli elettroliti forti e deboli?

il elettroliti forti sono quelli che ionizzano completamente - cioè, sono separati al 100% - mentre il elettroliti deboli ionizzano solo parzialmente. Questa percentuale di ionizzazione è di solito intorno all'1-10%.

Per differenziare meglio questi due tipi di elettroliti può dire che nella soluzione di un elettrolita forte specie (o specie) principale (s) sono gli ioni risultanti, mentre nella soluzione elettrolitica debole specie principali è composto stesso senza ionizzare.

Gli elettroliti forti sono divisi in tre categorie: acidi forti, basi forti e sali; mentre gli elettroliti deboli sono suddivisi in acidi deboli e basi deboli.

Tutti i composti ionici sono elettroliti forti, perché si separano in ioni quando si dissolvono in acqua.

Anche i composti ionici più insolubili (AgCl, PbSO4, CaCO3) sono elettroliti forti, perché le piccole quantità che si dissolvono in acqua lo fanno principalmente sotto forma di ioni; cioè, non vi è alcuna forma o quantità dissociata del composto nella soluzione risultante.

La conducibilità equivalente degli elettroliti diminuisce a temperature più elevate, ma si comporta in modi diversi a seconda della loro forza.

elettroliti forti hanno una conducibilità inferiore diminuita a concentrazione più elevata, mentre i deboli hanno una grande velocità di decremento della conduttività a maggiore concentrazione.

differenze

È importante riconoscere e riconoscere una formula in cui classificazione è (ione o composto), perché questo dipende dalla sicurezza quando si lavora con sostanze chimiche.

Come detto sopra, gli elettroliti possono essere identificati come forti o deboli a seconda della loro capacità di ionizzazione, ma a volte questo può essere più ovvio di quanto sembri.

La maggior parte degli acidi, basi e sali solubili che non rappresentano acidi o basi deboli sono considerati elettroliti deboli.

In effetti, si deve presumere che tutti i sali siano elettroliti forti. Al contrario, gli acidi e le basi deboli, oltre ai composti contenenti azoto, sono considerati elettroliti deboli.

Metodi per identificare gli elettroliti

Esistono metodi per facilitare l'identificazione degli elettroliti. Successivamente, viene utilizzato un metodo in sei passaggi:

  1. Il tuo elettrolito è uno dei sette acidi forti?
  2. È nella forma di metallo (OH)n? Quindi è una base forte.
  3. È nella forma di metallo (X)n? Quindi è un sale.
  4. La tua formula inizia con una H? Quindi probabilmente è un acido debole.
  5. Ha un atomo di azoto? Quindi potrebbe essere una base debole.
  6. Non si applica nessuno dei precedenti? Quindi non è un elettrolito.

Inoltre, se la reazione presentata dall'elettrolito è simile alla seguente: NaCl (s) → Na+(ac) + Cl-(ac), in cui la reazione è delimitata da una reazione diretta (→), stiamo parlando di un forte elettrolito. Nel caso in cui sia delimitato da un indiretto (↔) è un elettrolita debole.

Come indicato nella sezione precedente, la conduttività di un elettrolita varia con la concentrazione di questo nella soluzione, ma questo valore dipende dalla forza dell'elettrolito.

A concentrazioni più elevate, elettrolita forte e intermedio non diminuirà intervalli significativi, ma debole se presenti un'elevata diminuzione fino a valori prossimi allo zero a concentrazioni più elevate.

Ci sono anche elettroliti intermedie, che può dissociarsi in soluzioni a percentuali superiori (inferiore al 100% ma maggiore del 10%), oltre ad elettrolita non, semplicemente non (composti di carbonio quali zuccheri, grassi e alcoli) dissociano.

Esempi di elettroliti forti e deboli

Elettroliti forti

Acidi forti:

  • Acido perclorico (HClO4)
  • Acido bromidrico (HBr)
  • Acido cloridrico (HCl)
  • Acido solforico (H2SW4)
  • Acido nitrico (HNO)3)
  • Acido periodico (HIO)4)
  • Acido fluoroantimonico (HSbF)6)
  • Magical Acid (SbF)5)
  • Acido fluorosolforico (UST)3H)

Basi forti

  • Litio idrossido (LiOH)
  • Idrossido di sodio (NaOH)
  • Idrossido di potassio (KOH)
  • Idrossido di rubidio (RbOH)
  • Idrossido di cesio (CsOH)
  • Idrossido di calcio (Ca (OH))2)
  • Strossido di idrossido (Sr (OH)2)
  • Idrossido di bario (Ba (OH)2)
  • Sodium amide (NaNH)2)

Forti vendite

  • Cloruro di sodio (NaCl)
  • Nitrato di potassio (KNO)3)
  • Cloruro di magnesio (MgCl2)
  • Acetato di sodio (CH3COONa)

Elettroliti deboli

Acidi deboli

  • Acido acetico (CH3COOH)
  • Acido benzoico (C6H5COOH)
  • Acido formico (HCOOH)
  • Acido cianidrico (HCN)
  • Acido cloroacetico (CH2ClOOH)
  • Acido iodico (HIO)3)
  • Acido nitroso (HNO)2)
  • Acido carbonico (H2CO3)
  • Acido fosforico (H3PO4)
  • Acido solforico (H2SW3)

Basi deboli e composti azotati

  • Dimetilammina ((CH3)2NH)
  • Etilamina (C2H5NH2)
  • Ammoniaca (NH3)
  • Idrossilammina (NH2OH)
  • Piridina (C5H5N)
  • Anilina (C6H5NH2)

riferimenti

  1. Forte elettrolita Estratto da en.wikipedia.org
  2. Anne Helmenstine, P. (s.f.). Note scientifiche Estratto da sciencenotes.org
  3. OpenCourseWare. (N.d.). UMass Boston. Estratto da ocw.umb.edu
  4. Chimica, D. o. (N.d.). St. Olaf College. Estratto da stolaf.edu
  5. Anne Marie Helmenstine, P. (s.f.). ThoughtCo. Estratto da thoughtco.com